Premiere Année du Baccalauréat

Réalisé par Prof Youssef MOUJAHID

Révision générale en Chimie

Premiere Année du Baccalauréat

la quantité de matière

─ La mole est la quantité de matière d'un système contenant autant d'entités élémentaires qu'il y a d'atomes dans

12 g de carbone 12C.

1mol

NA = 6,022.1023 mol-1 Constante d’Avogadro :

6,022.1023 atomes

Nombre d’entités

Constante d’Avaogadro en (mol-1) 𝑛 =

𝑁

𝑁𝐴Quantité de matière en (mol)

Application : Combien y a t'il d'atomes dans 0,25mol de fer?

𝑛 =𝑁

𝑁𝐴⟹ 𝑁 = 𝑛.𝑁𝐴 ⟹ 𝑁 = 0,25 × 6,022. 1023

𝑁 = 1,5. 1023 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑒𝑠

─ L’unité de quantité de matière est la mole de symbole mol.

─ Le nombre d’atomes contenus 1 mol de carbone 12C est appelé nombre d’Avogadro et on le note NA .

Relation entre la quantité de matière n et la constante d’Avaogadro NA :

─ une mole d'atomes contient donc 6,022.1023 atomes.

1mol


La masse molaire :

― La masse molaire d’une espèce chimique est la masse d’une mole de cette espèce chimique.

La masse molaire

― On symbolise la masse molaire par M(X), exprimé en g/mol ou g.mol-1

Exemple :

─ masse molaire de hydrogène : 𝑀 𝐻 = 1g.𝑚𝑜𝑙−1

─ masse molaire du carbone : 𝑀 𝐶 = 12g.𝑚𝑜𝑙−1

─ masse molaire de l’oxygène : 𝑀 𝑂 = 16g.𝑚𝑜𝑙−1

Application : calculer les masse molaires des espèces chimiques

suivantes 𝐻2𝑂 ; 𝐶𝐻4 ; 𝐶9𝐻8𝑂4 :

𝑀 𝐻2𝑂 = 2M 𝐻 +𝑀 𝑂 = 2 × 1 + 16 ⟹

𝑀 𝐶𝐻4 = M 𝐶 + 4𝑀 𝐻 = 12 + 4 × 1 ⟹

𝑀 𝐶9𝐻8𝑂4 = 9M 𝐶 + 8𝑀 𝐻 + 4𝑀 𝑂 = 9 × 12 + 8 × 1 + 4 × 16

𝑀 𝐶9𝐻8𝑂4 = 180 g.𝑚𝑜𝑙−1

𝑀 𝐶𝐻4 = 16 g.𝑚𝑜𝑙−1

𝑀 𝐻2𝑂 = 18 g.𝑚𝑜𝑙−1


Relation entre la quantité de matière n et la masse m :

𝑛 =𝑚

𝑀 Masse molaire en (g.mol-1)

Masse d’échantillon en (g)Quantité de matière en (mol)

Application : calculer la quantité de matière contenue dans 500mg

d’aspirine 𝐶9𝐻8𝑂4 :

𝑛 =𝑚

𝑀⟹ 𝑛 =

500. 10−3

180⟹ 𝑛 = 2,78. 10−3𝑚𝑜𝑙

Volume molaire 𝑽𝒎

― Le volume molaire est le volume occupé par une mole d’un corps pur, il s’exprime

en en L/mol ou L.mol-1.

le volume molaire dépend de la température et de la pression :

Les conditions normales de la température et de la pression (T = 0C ; P = 1atm) : Vm = 24,4 L.mol-1

Les conditions standards de la température et de la pression (T = 25C ; P = 1atm) : Vm = 24 L.mol-1

Volume molaire

1mol


Quantité de matière en (mol)Volume molaire en (L.mol-1)

𝑛 =𝑉

𝑉𝑚

Volume de gaz en (L)

Relation entre la quantité de matière n et le volume d’un gaz :

Application : calculer le volume occupé par 0,25 de dioxygène 𝑂2 dans les conditions normales.

𝑛 =𝑉

𝑉𝑚⟹ 𝑉 = 𝑛. 𝑉𝑚 ⟹ 𝑉 = 0,25 × 22,4 ⟹ 𝑉 = 5,6𝐿

On donne : 𝑀 𝑂2 = 32g.𝑚𝑜𝑙−1 et 𝑉𝑚 = 22,4 𝐿.𝑚𝑜𝑙−1.

Densité d’un gaz par rapport à l’air :

𝑑 =𝑚𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑑′𝑢𝑛 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑉 𝑑𝑒 𝑔𝑎𝑧

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑑𝑒 même𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑉 𝑑𝑒 𝑙′𝑎𝑖𝑟

Dans les conditions normales :

𝑑 =𝑀

29Quantité de matière

Masse molaire degaz en (g. mol-1)

en (mol)

Cas des gaz :

air gaz


Equation d’état des gaz parfaits :

Cas des gaz :

𝑃 . 𝑉 = 𝑛 . 𝑅 . 𝑇

Quantité de matière en (mol)

Pression en (Pa)

Volume en (m3)

Température en (K)

Constante des gaz parfaits

𝑅 = 8,314 𝑃𝑎.𝑚3. 𝐾−1. 𝑚𝑜𝑙−1

1Bar = 105 Pa1atm = 1,01325.105 Pa

1L = 10-3 m3

T(K) =T(C) + 273,15

Application : à 20C quelle est la pression exercé par 0,25mol de 𝑁2(g) sur

les parois d’un réacteur ayant un volume de 5L.

𝑃. 𝑉 = 𝑛. 𝑅. 𝑇 ⟹ 𝑃 =𝑛. 𝑅. 𝑇

𝑉

𝑛 = 0,25𝑚𝑜𝑙

𝑉 = 5L = 5. 10−3 𝑚3

𝑇 = 20°𝐶 = 20 + 273,15 = 293,15K

𝑃 =0,25 × 8,314 × 293,15

5. 10−3⟹

𝑃 = 121862,45𝑃𝑎


La masse volumique :

ρ =m

V Volume occupé par l’échantillon en (cm3)

Masse de l'échantillon en (g)Masse volumique en (g.cm-3

)

ρ =m

V⟹ m = ρ. V 𝑛 =

𝑚

𝑀

Relation entre la quantité de matière et la masse volumique :

Cas des liquides:

𝑛 =ρ. 𝑉

𝑀

Masse volumique en (g.cm-3)


Volume en (cm3)

Masse molaire en (g. mol-1)

1mL = 1cm3

1L = 103mL = 103cm3 1Kg = 103g

1m3 = 103L

1m3 = 106mL = 106cm31Kg.L-3 = 1g.cm-3

V = 1m3 V = 1L


La masse volumique :

ρ =m

V⟹ m = ρ. V 𝑛 =

𝑚

𝑀

Relation entre la quantité de matière et la masse volumique :

1mL = 1cm3

1L = 103mL = 103cm3

1Kg = 103g

1m3 = 103L1m3 = 106mL = 106cm3

1Kg.L-3 = 1g.cm-3

𝑛 =ρ. 𝑉

𝑀

Masse volumique en (g.cm-3)


Volume en (cm3)


ρ =m

V Volume occupé par l’échantillon en (cm3)

Masse de l'échantillon en (g)Masse volumique en (g.cm-3

)

Masse volumique

Cas des liquides:


Relation entre la quantité de matière et la densité :

Densité d’un fluide par rapport à l’eau :

𝑛 =𝑚

𝑀 ρ =

m

V⟹ m = ρ. V

d =ρ

ρ0⟹ ρ = 𝑑. ρ0

⟹ 𝑚 = 𝑑. ρ0. V

ρ0 = 1g.cm-3

1mL = 1cm3

1L = 103mL = 103cm3

1Kg = 103g

1m3 = 103L1m3 = 106mL = 106cm3

1Kg.L-3 = 1g.cm-3

eauliquide

𝑛 =𝑑. 𝜌0. 𝑉

𝑀

Densité de fluide

Quantité de Volume en (cm3)


Masse volumique d’eau en (g.cm-3)

matière en (mol)

d =ρ

ρ0Densité (sans unité)

Masse volumique

Masse volumique d’eau en (g.cm-3)

en (g.cm-3)

Cas des liquides:


Application : L’alcool utilisé comme antiseptique local peut être considéré comme de l’éthanol

𝐶2𝐻6𝑂 pur de masse volumique ρ = 0,780 g/mL.

– calculer la masse molaire de l’éthanol.

On donne : 𝑀 𝐻 = 1g.𝑚𝑜𝑙−1 ; 𝑀 𝐶 = 12g.𝑚𝑜𝑙−1 ; 𝑀 𝑂 = 16g.𝑚𝑜𝑙−1

𝑀 𝐶2𝐻6𝑂 = 2M 𝐶 + 6𝑀 𝐻 +𝑀 𝑂 = 2 × 12 + 6 × 1 + 16 ⟹ 𝑀 𝐶2𝐻6𝑂 = 46 g.𝑚𝑜𝑙−1

𝑛 =ρ. 𝑉

𝑀⟹ 𝑛 =

0,78 × 250

46⟹ 𝑛 = 4,23 𝑚𝑜𝑙

– Quelle quantité d’éthanol contient un flacon d’alcool pharmaceutique de volume V = 250 mL

Sa masse molaire vaut M = 74 g.mol-1 et sa densité d = 0,71.

On souhaite disposer d’une quantité n = 0,2 mol.

– Quel volume faut-il prélever?

On donne : masse volumique de l’eau 𝜌0 = 1 𝑔. 𝑐𝑚−3

Application : L’éther éthylique de formule 𝐶4𝐻10𝑂 était jadis utilisé comme anesthésique

𝑛 =𝑑. 𝜌0. 𝑉

𝑀⟹ 𝑉 =

𝑛.𝑀

𝑑. 𝜌0⟹ 𝑉 =

0,2 × 74

0,71 × 1⟹ 𝑉 = 20,85 𝑚𝐿

+ =

L’eau

(solvant)

Sulfate de cuivre II

(soluté)Solution de sulfate

de cuivre II

la concentration molaire

– une solution est un mélange homogène obtenu en dissolvant une espèce chimique appelée le soluté, dans un

liquide que l'on appelle le solvant.

– Lorsque le solution obtenue contient des ions, elle dite ionique ou électrolytique, et conduit le courant

électrique.

Exemple : une solution de sulfate de cuivre II

– Si le solvant est l’eau, la solution est appelée solution aqueuse.

– La concentration molaire C d’une espèce chimique

– en solution est la quantité de matière de cette espèce

– présente dans un litre de solution.

Application : calculer la concentration molaire d’une solution de sulfate de cuivre II

sachant que l’on dissous 0,002mol de sulfate du cuivre II dans 40mL de solution.

𝐶 =𝑛

𝑉⟹ 𝐶 =

0,002

40. 10−3⟹ 𝐶 = 0,05 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1

C =n

V Volume de la solution en (L)

Quantité de matière en (mol)Concentration molaireen (mol.L-1

)

la concentration molaire

– Diluer une solution, c’est diminuer sa concentration en ajoutant de l’eau.

𝑛𝑖 = 𝑛𝑓

𝐶𝑖 . 𝑉𝑖 = 𝐶𝑓 . 𝑉𝑓

𝐹 =𝐶𝑖𝐶𝑓

Relation de dilution :

Facteur de dilution :

𝑉𝑓 = 𝑉𝑖 + 𝑉𝑒

𝐶𝑓 ; 𝑉𝑓

𝑛𝑓 = 𝐶𝑓. 𝑉𝑓

𝐶𝑖 ; 𝑉𝑖

𝑛𝑖 = 𝐶𝑖 . 𝑉𝑖

Ajout d’eau distillé

solution fillesolution mère

Application : on prélève un volume 20mL d’une solution de

sulfate de cuivre II de concentration 0,1𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1, le volume de

la solution préparé est 100mL.

– calculer la concentration de la solution obtenue.

𝐶𝑖 . 𝑉𝑖 = 𝐶𝑓. 𝑉𝑓 ⟹ 𝐶𝑓 =𝐶𝑖 . 𝑉𝑖𝑉𝑓

⟹ 𝐶𝑓 =0,1 × 20. 10−3

100. 10−3

𝐶 = 0,02 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1

– Quand on dilue une solution, la quantité de soluté reste la même mais le

volume de la solution augmente; la concentration diminue.

solution mère solution fille

Bilan de matière

– Une réaction chimique est une transformation chimique au cours de laquelle, des corps disparaissent (les

réactifs) et d’autre nouveaux corps apparaissent (les produits).

Réaction chimique :

𝑎. 𝐴 + 𝑏. 𝐵 → 𝑐. 𝐶 + 𝑑. 𝐷

Réactifs Produits + +→

Etat initial Etat intermédiaire Etat final

– Etat initial : état d’un système chimique avant le

début d’une réaction

– Etat final : état d’un système chimique lorsque la

transformation chimique s’est arrêtée

– L’équation d’une réaction chimique doit respecter :

La loi de la conservation des éléments chimiques.

La loi de la conservation de la charge électrique.

𝐶3𝐻8 𝑔 + 5𝑂2 𝑔 → 3𝐶𝑂2 𝑔 + 4𝐻2𝑂 𝑔

2𝐶4𝐻10 𝑔 + 13𝑂2 𝑔 → 8𝐶𝑂2 𝑔 + 10𝐻2𝑂 𝑔

𝐶 𝑠 + 𝑂2 𝑔 → 𝐶𝑂2 𝑔

𝐶𝑢2+ 𝑎𝑞 + 2𝐻𝑂−𝑎𝑞 → 𝐶𝑢(𝐻𝑂)2(𝑠)

Exemples :

Bilan de matière

Avancement chimique :

réactif limitant : réactif qui est consommé en premier.

L’avancement chimique d’une réaction est une quantité de matières variable noté x s’exprime en mol et qui

permet de terminer les quantités de matières de tous les réactifs et les produits à n’importe quel moment de la

réaction.

– La connaissance de xmax permet de terminer la quantités de matières de touts les espèces

chimiques du système à l’état finale de la réaction.

réactif en excès : réactif qui ne disparait pas totalement et reste présent à l’état final de la réaction.

– La une transformation chimique cesse lorsque son avancement attient maximale.

L’avancement maximal : est la valeur de l’avancement x atteint lorsque la

transformation est terminée.

– En cours de réaction, l’avancement x augmente de plus en plus. En effet, plus la réaction « avance », plus

on consomme de réactif et plus on fabrique de produit.

Bilan de matière

Tableau d’avancement :

Equation de la réaction 2Al2 + 3O2 → 2Al2O3

Etat de système avancement Quantités de matière en mol

Etat initial 0 0,04 0,12 0

Etat intermédiaire x 0,04 - 2x 0,12 - 3x 2x

Etat final xmax 0,04 - 2xmax 0,12 - 3xmax 2xmax

Déterminons l'avancement maximal xmax :

– Si l’aluminium est le réactif limitant alors :

0,04 - 2xmax = 0 → 0,04 = 2xmax → xmax = 0,02 mol

– Si le dioxygène est le réactif limitant alors :

0,12 - 3xmax = 0 → 0,12 = 3xmax → xmax = 0,04 mol

– La valeur d'avancement maximale la plus petite

possible donc : xmax = 0,02 mol

0,02 mol 0,04mol

Donc le réactif limitant est l’aluminium.

– Tableau d’avancement :

Exemples : on réalise la combustion d’aluminium (Al) dans le dioxygène (O2), en introduisant initialement

0,04mol d’aluminium dans un flacon content 0,12mol du gaz de dioxygène, le produit de la réaction

est l’oxyde d’aluminium (Al2O3)

Bilan de matière

Equation de la réaction 2Al2 + 3O2 → 2Al2O3

Etat de système avancement Quantités de matière en mol

Etat initial 0 0,04 0,12 0

Etat intermédiaire x 0,04 - 2x 0,12 - 3x 2x

Etat final xmax 0,04 - 2xmax 0,12 - 3xmax 2xmax

Bilan de matière :

– À l’aide du tableau d’avancement et connaissant xmax = 0,02 mol, on peut calculer les quantités de matière

à l’état final :

nf(Al2) = 0,04 - 2xmax = 0,04 - 20,02 (réactif limitant)

nf(O2) = 0,12 - 3xmax = 0,12 - 30,02

nf(Al2O3) = 3xmax = 30,02

nf(Al2) = 0mol

nf(O2) = 0,06mol

nf(Al2O3) = 0,06mol

– Tableau d’avancement :

Tableau d’avancement : Exemples : on réalise la combustion d’aluminium (Al) dans le dioxygène (O2), en introduisant initialement

0,04mol d’aluminium dans un flacon content 0,12mol du gaz de dioxygène, le produit de la réaction

est l’oxyde d’aluminium (Al2O3)

Documents

Premiere Année du Baccalauréat